ESTADOS FISICOS DE LA MATERIA


ESTADO GASEOSO

 
El estado gaseoso es aquella forma de agregación de la materia en la que los cuerpos presentan una serie de propiedades físicas y químicas, la más significativa de las cuales queda definida por la condensación de las moléculas y las fuerzas que se establecen entre ellas. A este respecto, tales moléculas se encuentran comparativamente alejadas unas de otras (en relación con los otros estados de agregación, líquido y sólido) y las fuerzas recíprocas son de muy escasa magnitud. En consecuencia, los gases tienden a ocupar la totalidad del espacio disponible sin que pueda delimitarse una superficie determinada. Es, pues, la ausencia de forma y volumen el factor cualitativo de mayor entidad de los cuerpos gaseosos. 

Propiedades generales de los gases.
 

Pequeña densidad debido a que en virtud de la ausencia de cohesión entre sus moléculas estas se hallan muy alejadas unas de otras existiendo por ello muy poca masa en la unidad de volumen.

Son perfectamente homogéneos e isótropos, es decir, tienen las mismas propiedades en todos sus puntos como consecuencia de la libertad de sus moléculas en todas las direcciones.

Tienden a ocupar el máximo volumen (expansibilidad) adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene.





Son muy compresibles debido a la ausencia de fuerzas de repulsión entre sus moléculas.

 Se mezclan completamente y de manera uniforme cuando están en el mismo recipiente.

Pequeña viscosidad aunque no nula ya que las acciones mutuas entre moléculas no son totalmente despreciables.





Teoría cinético-molecular de los gases.


La teoría cinético-molecular ha resultado muy útil para explicar el comportamiento de los gases, los cambios de estado y otros fenómenos importantes. Las ideas principales de esta teoría son las siguientes:

Los gases están formados por un número muy grande de partículas extremadamente pequeñas llamadas moléculas.

Las distancias entre las moléculas son muy grandes comparadas con el tamaño de las moléculas en si y con las dimensiones del recipiente que las contiene.

Las moléculas están en movimiento continuo rectilíneo en todas las direcciones y sentidos.

Las fuerzas de atracción o repulsión que ejercen las moléculas entre si son despreciables.

Durante su movimiento al azar las moléculas chocan entre si y con las paredes del recipiente, este continuo bombardeo de las paredes se conoce como presión del gas.

Los choques de las moléculas entre si y con las paredes del recipiente que los contiene son perfectamente elásticos, es decir, sin perdida alguna de energía.

         Leyes de los Gases
 
Ley de Boyle


La relación matemática que existe entre la presión y el volumen de un cantidad dad de un gas a una cierta temperatura fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Boyle encerró una cantidad de aire en el extremo cerrado de un tubo en forma de U, utilizando mercurio como fluido de retención. Boyle descubrió que el producto de la presión por volumen de una cantidad fija de gas era un valor aproximadamente constante. Notó que si la presión de aire se duplica su volumen era la mitad del volumen anterior y si la presión se triplicaba el volumen bajaba a una tercera mitad del inicial. También observo que al calentar un gas aumentaba su volumen si la presión se mantenía constante, a este proceso se le llama proceso isobárico.
“A temperatura absoluta constante, el volumen que ocupa una muestra de un gas, varía en forma inversamente proporcional a la presión que está sometido dicho gas”


      
Ley de Charles
En 1787, Jacques Charles investigó la relación existente entre el volumen y la temperatura de una gas a presión constante. Usó un aparato similar al que se ve en la figura:
Al conservar la presión constante, el volumen aumenta y cuando la temperatura disminuye, el volumen también disminuye. Luego, había una proporcionalidad lineal directa entre el volumen y la temperatura, la cual se conoce como Ley de Charles.
Ejemplo: un globo lleno aumenta su volumen cuando se le caliente y lo disminuye cuando se le enfría.
 “El volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura kelvin”.





Ley de Gay-Lussac

“A volumen constante, la presión de la masa de un gas varía en forma directamente proporcional con la temperatura absoluta”.



Ecuación General de los Gases Ideales

Es una fórmula que reúne las tres leyes(Boyle, Charles y Gay Lussac), con esta ecuación se puede preveer lo que acontece al variar el volumen, la presión y la temperatura.


Ecuación de Estado de los Gases Perfectos o Ideales


La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:



Donde:
 P = Presión
 V = Volumen
 n = Moles de Gas.
 R = Constante universal de los gases ideales .
 T = Temperatura absoluta

    Teoría cinética molecular
    Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y Maxwell. Nos indica las propiedades de un gas ideal a nivel molecular.
    • Todo gas ideal está formado por N pequeñas partículas puntuales (átomos o moléculas).
    • Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada.
    • Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de éste.
    • Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética.
    • No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.
    • La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.
    En estas circunstancias, la ecuación de los gases se encuentra teóricamente:



    PV = NκBT

    donde κB es la constante de Boltzmann, donde N es el número de partículas.



    Ley de Dalton o de las presiones parciales


    “La presión total ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de sus componentes”
    Presión parcial
    Es la presión de cada gas. 



    Pt = pa + pb + pc + ...


    Ley de Graham o de la Difusión Gaseosa

    La Ley de Graham, formulada en 1829 por Thomas Graham, establece que las velocidades de efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades.
    “La velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad”



    Siendo v las velocidades y δ las densidades.

    Efusión es el flujo de partículas de gas a través de orificios estrechos o poros.
    Se hace uso de este principio en el método de efusión de separación de isótopos.
    Los diferentes procesos que se realizan en las plantas, como lo son: la efusión, la ósmosis y la imbibición vegetal. se encuentran íntimamente ligados con el transporte de agua y de soluciones desde el punto de origen hasta el medio donde ésta es activada. Cada sustancia se difunde libremente de otras hasta que se difunden todas equitativamente. En la planta la velocidad de efusión depende del gradiente lo cual está determinado por la diferencia entre las concentraciones de las sustancias en las dos regiones y por la distancia que las separa.
    El fenómeno de efusión está relacionado con la energía cinética de las moléculas. Gracias a su movimiento constante, las partículas de una sustancia, se distribuyen uniformemente en el espacio libre. Si hay una concentración mayor de partículas en un punto habrá más choques entre sí, por lo que hará que se muevan hacia las regiones de menor número: las sustancias se efunden de una región de mayor concentración a una región de menor concentración.

    Ley de Bunsen

    A igual presión y temperatura los tiempos de salida de volúmenes iguales de dos gases por un orificio es directamente proporcional o las raíces cuadradas de sus pesos moleculares o de sus densidades.”



       t1= tiempo de salida gas uno
       t2= tiempo de salida gas dos

           Densidad de los gases


    Densidad Absoluta
    Es la relación entre la masa y el volumen del gas en condiciones determinadas de presión y temperatura.



    Densidad de un gas ideal
    Al aumentar el volumen de una masa de gas, la masa por unidad de volumen(densidad) decrece proporcionalmente entonces:

    Recogida de un Gas en un Líquido
    Se debe hacer una corrección por la cantidad de vapor de agua presente con el gas.
    Un gas recogido en agua está saturada por vapor de agua, el cual ocupa el volumen total del gas y ejerce uan presión parcial. La presión parcial del vapor de agua es una constante para cada temperatura y es independiente de la mezcla o presión del gas confinado.
    Si la presión total es lo que se está midiendo, debe restarse la presión de vapor de la presión total para obtener la presión parcial del gas.
    Presión Parcial del Gas= (Presión Total)-(Presión de Vapor de Agua)

         Gases Reales

    Ecuación de Van der Waals

    La ecuación de Van der Waals es una ecuación que generaliza la ecuación de los gases ideales, haciendo entrar en consideración tanto el volumen finito de las moléculas de gas como otros efectos que afectan al término de presiones. Tiene la forma:

    Nótese que ν es el volumen molar. En esta expresión, a, b y R son constantes que dependen de la sustancia en cuestión. Pueden calcularse a partir de las propiedades críticas de este modo: De la gráfica Pv, podemos observar que el punto crítico (para cada compuesto) presenta las siguientes características:
    1.   Es un máximo, ya que es el punto mayor de la campana, por lo que la derivada primera en ese punto, al tratarse de un extremo, debe ser cero.
    2.   Es un punto de inflexión de la isoterma crítica, ya que en ese punto dicha isoterma cambia de concavidad, por lo que la derivada segunda en ese punto debe ser cero.
    De las dos condiciones de arriba, y como el punto crítico pertenece tanto a la campana como a la isoterma crítica, podemos sacar dos ecuaciones:

    ambas evaluadas en el punto crítico, o sea usando valores de temperatura, presión y volumen específico críticos. De esta forma podemos despejas a y b de las ecuaciones, ya que tenemos 2 ecuaciones y 2 incógnitas (conocemos las propiedades críticas de los compuestos). Si resolvemos, nos queda lo siguiente:


    Si además usamos la siguiente ecuación, que es válida en utilizando las propiedades críticas para hallar el z crítico, cuyo valor coincide para la misma familia de gases.


    Si reemplazamos el volumen crítico por la relación de arriba, llegamos a las ecuaciones de a y b:


    La ecuación de Van der Waals fue una de las primeras que describía el comportamiento de los gases visiblemente mejor que la ley del gas ideal. En esta ecuación a se denomina el parámetro de atracción y b el parámetro de repulsión o el volumen molar efectivo. Mientras que la ecuación es muy superior a la ley del gas ideal y predice la formación de una fase líquida, sólo concuerda con los datos experimentales en las condiciones en las que el líquido se forma. Mientras que la ecuación de Van der Waals se suele apuntar en los libros de texto y en la documentación por razones históricas, hoy en día está obsoleta. Otras ecuaciones modernas sólo un poco más difíciles son mucho más precisas.
    La ecuación de Van der Waals puede ser considerada como la "ley del gas ideal mejorada", por las siguientes razones:
    1.   Trata a las moléculas como partículas con volumen, no como puntos en el espacio. Por ello V no puede ser demasiado pequeño, y se trabaja con (V - b) en lugar de V.
    2.   Mientras que las moléculas del gas ideal no interaccionan, Van der Waals considera que unas moléculas atraen a otras dentro de una distancia equivalente al radio de varias moléculas. No provoca efectos dentro del gas, pero las moléculas de la superficie se ven atraídas hacia el interior. Se ve esto al disminuir la presión exterior (usada en la ley del gas ideal), y por ello se escribe (P + algo) en lugar de P. Para evaluar este 'algo', se examina la fuerza de atracción actuando en un elemento de la superficie del gas. Mientras que la fuerza que actúa sobre cada molécula superficial es ~ρ, la resultante sobre el elemento completo es ~ρ2~


    Coeficiente de Compresibilidad


    La relación entre presión, volumen y temperatura de los gases reales, particularmente a alta presión y a baja temperatura se desvían apreciablemente de la ecuación del gas ideal. El comportamiento de un gas real se determina investigando la variación del coeficiente de compresibilidad en función de la presión.

    PV=nZRT
            


    Para e gas ideal Z=1



    ESTADO LIQUIDO

    Es la forma   de      presentarse la materia en forma de fluido altamente incompresible (lo que significa que su volumen es, muy aproximadamente,   constante     en      condiciones de temperatura y presión moderadas)


    o   Característica
    Fuerza de expansión = Fuerza de cohesión

    o   Propiedades
    v Los espacios intermoleculares en los líquidos no existen.
    v Las moléculas poseen movimientos, pero más restringidos que en los gases.
    v Son incompresibles, es difícil disminuir el volumen por presiones externas.
    v Poseen volumen fijo, no varía al cambiar la capacidad del recipiente.
    v Carecen de forma definida, adquieren la forma del recipiente que los contiene.
    v Son medianamente difusibles.
      
    Evaporación o Vaporización

    La evaporación es un proceso por el cual una sustancia en estado líquido pasa al estado gaseoso, tras haber adquirido energía suficiente para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, este proceso se produce a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más elevada aquélla. No es necesario que toda la masa alcance el punto de ebullición.
    La evaporación es rara pero importante e indispensable en la vida cuando se trata del agua, que se transforma en nube y vuelve en forma de lluvia, nieve, niebla o rocío.
    Cuando existe un espacio libre encima de un líquido caliente, una parte de sus moléculas está en forma gaseosa, al equilibrase, la cantidad de materia gaseosa define la presión de vapor saturante, la cual no depende de la temperatura.
    Si la cantidad de gas es inferior a la presión de vapor saturante, una parte de las moléculas pasan de la fase líquida a la gaseosa: eso es la evaporación.
    Vista como una operación unitaria, la evaporación es utilizada para eliminar el vapor formado por ebullición de una solución líquida para así obtener una solución concentrada. En la gran mayoría de los casos, la evaporación vista como operación unitaria se refiere a la eliminación de agua de una solución acuosa.


    o   Presión de Vapor

    La presión de vapor es la presión de la fase gaseosa o vapor de un sólido o un líquido sobre la fase líquida, para una temperatura determinada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. Este fenómeno también lo presentan los sólidos; cuando un sólido pasa al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (proceso denominado sublimación o el proceso inverso llamado deposicitación o sublimación inversa) también hablamos de presión de vapor. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado. Esta propiedad posee una relación directamente proporcional con las fuerzas de atracción intermoleculares, debido a que cuanto mayor sea el módulo de las mismas, mayor deberá ser la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de calor u otra manifestación) para vencerlas y producir el cambio de estado.
    Imaginemos una burbuja de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una temperatura constante; si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior éste se evaporará rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases.
    Inicialmente sólo se produce la evaporación ya que no hay vapor; sin embargo a medida que la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión en el interior de la ampolla, se va incrementando también la velocidad de condensación, hasta que transcurrido un cierto tiempo ambas velocidades se igualan. Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible en la ampolla (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.
    El equilibrio dinámico se alcanzará más rápidamente cuanto mayor sea la superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido; del mismo modo que un charco de agua extenso pero de poca profundidad se seca más rápido que uno más pequeño pero de mayor profundidad que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos para igual presión.
    El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la propia naturaleza del líquido, encontrándose que en general entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es el peso molecular del líquido.

    o    
        Punto de Ebullición
    Se define como la temperatura en que la presión de vapor de un líquido es igual a la presión atmosférica.
    Punto de ebullición y altitud
    Ciudad
    Altitud
    P. ebullición
    Acapulco
    nivel del mar
    100.0 ºC
    Cuernavaca
    1400 m
    95.6 ºC
    Ciudad de México
    2200 m
    93.1 ºC
    La Paz Bolivia
    3900 m
    89.6 ºC
    Monte Everest
    8800 m
    76.5 ºC

    El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la materia cambia de estado líquido a gaseoso, es decir se ebulle. Expresado de otra manera, en un líquido, el punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión del medio que rodea al líquido.1 En esas condiciones se puede formar vapor en cualquier punto del líquido.
    La temperatura de una sustancia o cuerpo depende de la energía cinética media de las moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar. Este incremento de energía constituye un intercambio de calor que da lugar al aumento de la entropía del sistema (tendencia al desorden de las partículas que lo componen).
    El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente - dipolo inducido o puentes de hidrógeno).

    o     Calor de Vaporización
    v Calor Específico
    El calor específico es la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). En general, el valor del calor específico depende de dicha temperatura inicial. Se la representa con la letra c (minúscula).
    En forma análoga, se define la capacidad calorífica como la cantidad de calor que hay que suministrar a toda la masa de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius).Se la representa con la letra  C (mayúscula).


      Calor de Vaporización
    Es la cantidad de energía necesaria para que la unidad de masa (kilogramomol, etc.) de una sustancia que se encuentre en equilibrio con su propio vapor a una presión de una atmósfera pase completamente del estado líquido al estado gaseoso. El valor disminuye a temperaturas crecientes, lentamente cuando se está lejos del punto crítico, más rápidamente al acercarse, y por encima de la temperatura crítica las fases de líquido y vapor ya no coexisten. Generalmente se determina en elpunto de ebullicióncondiciones normales. de la sustancia y se corrige para tabular el valor en

    o        Puntos de Fusión y Condensación

    v  Punto de Fusión 
      Temperatura a la cual el sólido pasa a líquido.
    v  Punto de Congelación
        El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la que dicho líquido se solidifica.

    Para la mayoría de sustancias ambas temperaturas son iguales. Por ejemplo para el mercurio, cuya temperatura de fusión y de congelación es 234,32 K (−38,83 °C). Sin embargo otras sustancias como el Agar-Agar tienen distintas temperaturas para la fusión y la congelación siendo que se vuelve líquido a 85 °C y sólido a una temperatura entre 32 °C y 40 °C; a este fenómeno se le conoce como histéresis.

    En el caso del agua, el punto de fusión y de congelación es el mismo: 0 °C. Esto es en presencia de núcleos de cristalización en el líquido, ya que si éstos no están presentes, el agua líquida puede enfriarse hasta −42 °C sin que se produzca la congelación en un proceso llamado superenfriamiento.

    Calor de fusión



    Transformaciones de calor durante el cambio de un estado a otro
       Es la cantidad de calor necesario para convertir una cantidad determinada de un sólido a líquido en el punto de congelación.
      
        Destilación

     
    La destilación es la operación de separar, mediante vaporización y condensación, los diferentes componentes líquidos, sólidos disueltos en líquidos o gases licuados de una mezcla, aprovechando los diferentes puntos de ebullición (temperaturas de ebullición) de cada una de las sustancias ya que el punto de ebullición es una propiedad intensiva de cada sustancia, es decir, no varia en función de la masa o el volumen, aunque sí en función de la presión.


     Viscosidad
    Es una propiedad de un fluido que tiende a oponerse a su flujo cuando se le aplica una fuerza. Los fluidos de alta viscosidad presentan una cierta resistencia a fluir; los fluidos de baja viscosidad fluyen con facilidad. La fuerza con la que una capa de fluido en movimiento arrastra consigo a las capas adyacentes de fluido determina su viscosidad, que se mide con un recipiente (viscosímetro) que tiene un orificio de tamaño conocido en el fondo. La velocidad con la que el fluido sale por el orificio es una medida de su viscosidad.

    Tensión Superficial



     Es la resistencia de las moléculas de los líquidos a cualquier fuerza que tiende a expandir su superficie. Es la propiedad que tiende a halar las moléculas de la superficie de un líquido hacia su interior. debido a una reducción de temperatura.
    La superficie de cualquier líquido se comporta como si sobre esta existe una membrana a tensión. A este fenómeno se le conoce como tensión superficial. La tensión superficial de un líquido está asociada a la cantidad de energía necesaria para aumentar su superficie por unidad de área.
    La tensión superficial es causada por los efectos de las fuerzas intermoleculares que existen en la interfase. La tensión superficial depende de la naturaleza del líquido, del medio que le rodea y de la temperatura. Líquidos cuyas moléculas tengan fuerzas de atracción intermoleculares fuertes tendrán tensión superficial elevada.


    o   Condensación

    Se denomina condensación al cambio de estado de la materia que se encuentra en forma gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la vaporización. Si se produce un paso de estado gaseoso a estado sólido de manera directa, el proceso es llamado sublimación

    Aunque el paso de gas a líquido depende, entre otros factores, de la presión y de la temperatura, generalmente se llama condensación al tránsito que se produce a presiones cercanas a la ambiental. Cuando se usa una sobrepresión elevada para forzar esta transición, el proceso se denomina licuefacción.

    El proceso de condensación suele tener lugar cuando un gas es enfriado hasta su punto de rocío, sin embargo este punto también puede ser alcanzado variando la presión. El equipo industrial o de laboratorio necesario para realizar este proceso de manera artificial se llama condensador.

    La condensación es esencial para el proceso de destilación, un proceso muy importante tanto para el trabajo en el laboratorio como para aplicaciones industriales.

    El hecho de que la condensación sea un proceso natural, el llamado rocío, provoca que sea de gran utilidad para conseguir agua: Podemos encontrar muchas estructuras creadas con el único propósito de conseguir agua a partir de la condensación, como el caso del estanque de rocío o un colador para recoger la humedad del aire. Muchos de los sistemas que se usan para recoger agua a partir de la condensación son usados para aprovechar y mantener la humedad de la tierra en zonas con una avanzada desertificación en proceso. Algunas organizaciones educan a los habitantes de dichas zonas para ayudarles a afrontar la situación.
    o    
       Miscibilidad

    Propiedad de algunos líquidos para mezclarse en cualquier proporción, formando una solución homogénea. En principio, el término es también aplicado a otras fases (sólidos, gases), pero se emplea más a menudo para referirse a la solubilidad de un líquido en otro. El agua y el etanol(alcohol etílico), por ejemplo, son miscibles en cualquier proporción.
     
    o   Inmiscibilidad

     
    Se dice que las sustancias son inmiscibles sí en ninguna proporción son capaces de formar una fase homogénea. Por ejemplo, el éter etílico es en cierta medida soluble en agua, pero a estos dos solventes no se les considera miscibles dado que no son solubles en todas las proporciones.

    En los compuestos orgánicos, el porcentaje del peso de la cadena de hidrocarburos con frecuencia determina la miscibilidad del compuesto con agua. Por ejemplo, entre los alcoholes, el etanol tiene dos átomos de carbono y es miscible con agua, mientras que el 1-octanollípidos; las largas cadenas que caracterizan a los lípidos son la causa de que estos casi siempre sean inmiscibles con agua. Algo similar ocurre con otros grupos funcionales. El ácido acético es miscible con agua, y en la situación contraria se encuentra el ácido valérico(C4H9CO2H). Los aldehídos simples y las cetonas tienden a ser miscibles con agua, ya que un puente de hidrógeno se puede formar entre el átomo de hidrógeno de una molécula de agua y el par de electrones del átomo de oxígeno carbonilo. (C8H18O) no lo es. Este es también el caso de los



     ESTADO SOLIDO

    Un cuerpo sólido, es uno de los cuatro estados de agregación de la materia, se caracteriza porque opone resistencia a cambios de forma y de volumen.

    Característica
    Fuerza de expansión menor a la fuerza de cohesión.

    Propiedades
    • Forma definida
    • Incompresibilidad (no pueden comprimirse)
    • Resistencia a la fragmentación
    • Fluidez muy baja o nula
    • Algunos de ellos se subliman (yodo)
    •  

    Clasificación de los sólidos
    Los sólidos se clasifican en dos grandes grupos:
    1.- Sólidos Amorfos
    2.- Sólidos Cristalinos 
    Sólido amorfo  
    Un sólido amorfo es un tipo de solido que no posee una forma externa definida ni distribuida ordenada de las moléculas en su estructura interna.
    Algunos sólidos amorfos se componen de moléculas grandes y complejas, muchos otros son moléculas que no se pueden aplicar bien. Entre los sólidos amorfos más conocidos están el hule y el vidrio.
    La intensidad de las fuerzas intermoleculares de un sólido amorfo es variable, por lo que funden a una temperatura especifica, sino se reblandecen dentro de cierto inventario de temperatura. 
    Sólido cristalino
    Llamados también sólidos auténticos, son aquellos cuerpos que se presentan con una forma externa definida y una distribución molecular regular y perfectamente distribuida.
    Los sólidos cristalinos se pueden identificar fácilmente porque:
    1.- Se presentan en cristales definidos, visibles con o sin microscopio.
    2.- Se funden a temperaturas definidas.
    3.- pueden romperse más fácilmente en unas direcciones que en otras.    
             
    Cristal
    Un cristal es un sólido homogéneo que presenta una estructura interna ordenada de sus partículas reticulares, sean átomos, iones o moléculas.
    Elementos de los cristales
    v  Elementos morfológicos o reales
    v  Elementos de simetría o imaginarios
    Elementos morfológicos o reales
    Caras: Son los polígonos planos que limitan el poliedro.
    Aristas: Son las intersecciones  de dos caras.
    Vértices: Son las intersecciones de tres o más caras.
    Ángulos diedros: Es la abertura comprendida entre dos caras que se cortan.
    Ángulos poliedros: Es la abertura que se forma en la intersección dos a dos de varias caras.
    Elementos de simetría o imaginarios
    Elementos de simetría que se pueden dar en las redes Los cristalinas son: con respecto al centro de la figura, con respecto al eje, o con respecto al plano.
    El centro de simetría es un punto que divide en dos partes iguales cualquier segmento que pase por él. Si hay es sólo uno, pero puede no haberlo.
    El eje de simetría es la línea imaginaria sobre la que al girar un poliedro se repite la imagen más de una vez.
    Sistemas cristalinos
    Si se tienen en cuenta los elementos de simetría, se pueden distinguir seis sistemas cristalinos, que toman el nombre de una figura geométrica elemental. Son los sistemas:
    1. Cúbico (cubo)
    Cloruro de sodio
    1. Tetragonal (prisma recto cuadrangular)
    Casiterita
    1. Ortorrómbico (prisma recto de base rómbica)
    Azufre rómbico
    1. Monoclínico (prisma oblicuo de base rómbica)
    Azúcar
    1. Triclínico (paralelepípedo cualquiera)
    Sulfato cúprico
    1. Hexagonal (prisma recto de base hexagonal)
    Cuarzo
    Isomorfismo y polimorfismo
    Isomorfismo
    Es el fenómeno por el cual do o mes sustancias distintas cristalizan en el mismo sistema.
    Cloruro de sodio            pirita
    Polimorfismo
    Fenómeno por el cual la misma sustancia química puede cristalizarse en más de un sistema.
    Transformación de los estados físicos de la materia


    Diagrama de fases
    Punto triple, condiciones de temperatura y presión a las que pueden coexistir en equilibrio las tres fases de una sustancia pura: sólida, líquida y gaseosa.
    Un grafico de la presión frente a la temperatura que muestra los intervalos en los que pueden existir las distintas fases se denominan diagrama de fases. En el del agua, mostrado aquí, las líneas AB y BC representan las curvas de presión de vapor del hielo y el agua líquida respectivamente. La línea BD muestra el efecto que un aumento de la presión tiene sobre el punto de congelación. La pendiente de esa línea indica que un aumento de la presión disminuye el punto de congelación. Esto es lo contrario de lo que ocurre con la mayoría de los demás líquidos, y se debe al hecho de que el agua –a diferencia de otros líquidos- se expande al congelarse. 
    En la región ABD, el hielo es la única fase estable; en DBC y ABC, las únicas fases estables son, respectivamente, el agua y el vapor de agua. En el punto de intersección B, la temperatura es de 0,01 ºC , y tanto el hielo como el agua tienen la misma presión de vapor: 610,5 pascales. B es el punto triple del agua.
    A diferencia del punto de congelación y del punto de ebullición, que dependen de la presión, el punto triple es una propiedad fija. Se utiliza para definir el kelvin, la unidad de temperatura termodinámica. Por definición, hay exactamente 273,16 K entre el punto triple del agua y el cero absoluto.
    La temperatura del punto triple para cualquier sustancia pura es muy próxima a la de fusión, puesto que la variación de esta última con la presión es muy pequeña. 

    En química un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema físico-químico formado por dos o más fases, principalmente éstas son: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas; por lo general sólidas. La fase dispersa es la que se halla en menor proporción.
    En las dispersiones coloidales se distinguen dos partes:
    v  Fase dispersa: las llamadas micelas.
    v  Fase dispersante: en las que están dispersas las partículas coloidales.
    Las partículas coloidales tienen un tamaño diminuto, tanto que no pueden separarse de una fase dispersante por filtración.
    Tamaño de las partículas coloidales
    Una sustancia coloidal está compuesta por partículas no perceptibles a simple vista, aunque de tamaño muy superior al de los átomos y moléculas comunes, cuyas dimensiones oscilan entre 0,001 y 10 micras (una micra equivale a una millonésima parte de un metro). A tales partículas se les aplica la denominación genérica de micelas
    Propiedades
    ž  Propiedades ópticas: cuando un haz de luz atraviesa una dispersión coloidal, se hace visible debido a las reflexiones de la luz entre las partículas de la fase dispersa (efecto Tyndall).
    ž  Adsorción: gracias a su gran superficie, las partículas dispersas pueden retener adheridas a ellas iones o moléculas pequeñas. Además de su uso industrial como sistemas de eliminación de olores o como catalizadores de contacto, esta propiedad fundamenta una de las principales técnicas de separación utilizadas en bioquímica: la cromatografía de adsorción.
    ž  Movimiento browniano: movimiento rápido y caótico de las partículas en la dispersión, debido a los choques con las moléculas de la fase dispersante   
    v   
        Carga eléctrica: las partículas que forman las dispersiones coloidales tienden, como se ha dicho, a adsorber iones sobre su superficie. Tales iones son de la misma carga para un mismo tipo de partículas, de modo que los agregados que se forman tienden a repelerse entre sí, contribuyendo a la estabilización del coloide. Además, el comportamiento eléctrico de los coloides constituye el fundamento de la electroforesis. Si el coloide adsorbe iones de un líquido, en particular del agua, se denomina micela.



    Clases de dispersiones coloidales

    Medio de dispersión
    Fase dispersa
    Ejemplos
    Nombre genérico
    Gas
    Gas
    Líquido
    Sólido
    Nubes, nieblas
    Humos, polvo volcánico
    Aerosol
    Aerosol
    Sólida
    Líquida
    Gelatina, geles para el cabello
    Gel
    Liquido
    Liquido
    Liquido
    Gas
    Líquido
    Sólido
    Espumas, nata
    Mayonesa, mantequilla
    Suspensiones de almidón, tinta
    Espuma
    Emulsión
    Sol
    Líquida
    Sólida
    Jaleas, tinta china
    Sol
    Sólido
    Gas
    Flores blancas, palo cano
    Sol sólido
    Sólido
    Sólido
    Líquido
    Sólido
    queso
    Piedras preciosas
    Emulsión
    Sol sólido


    Clasificación de los coloides
     
        Coloides liofóbicos y Liofílicos: las partículas de muchos coloides contienen grupos de átomos los cuales se disocian en iones, estos grupos ionizantes hacen que la partícula esté eléctricamente cargada. Las partículas pueden también cargarse por adsorción de iones de la solución; esta carga eléctrica es uno de los factores de estabilidad, ya que las partículas cargadas positivamente se repelen entre sí, al igual que, por ejemplo, en un sol negativamente cargado, su estabilidad se debe a la repulsión electrostática
     Liofóbico: significa “no gustar de o temer a un líquido”; en los soles liofóbicos no hay afinidad entre las partículas y el solvente, la estabilidad de estos depende principalmente de la carga de las partículas. Si el agua es el solvente, se utiliza el nombre hidrófobo.
    Liofílico: Liofílico significa “gustar de un líquido”, en este tipo de coloides hay interacción entre las partículas y el solvente. Este tipo de soles es mucho más estable que los soles liofóbicos. Para el caso de los soles en agua se utilizara el término hidrofílico. 
    ž  Coloides esféricos y laminares: de acuerdo a la forma de la partícula que los formas, los coloides se clasifican principalmente en coloides esféricos y coloides lineales. Los coloides esféricos tienen partículas globulares más o menos compactas, mientras que los coloides lineales poseen unidades largas y fibrosas.
    ž  Coloides moleculares y micelares: también se pueden estudiar los coloides de acuerdo al tamaño de sus partículas como coloides moleculares y coloides micelares, a su vez estos coloides pueden ser orgánicos o inorgánicos, o fibrosos o laminares.

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